Tema 1: Conceptos y herramientas básicas de la química

1.1 Concepto y aplicaciones de la química
Tema 1: Conceptos y herramientas
básicas de la química
Química: la ciencia que estudia la
estructura,
propiedades, y
transformaciones de la Materia
1.1 Concepto y aplicaciones de la química
1.2 El método científico y la química
1.3 Clasificación de la materia.
1.4 Dalton
1.5 Avogadro
1.6 Pesos atómicos y moleculares
1.7 Ecuaciones químicas y estequiometría
Estructura: átomos y moléculas, enlace químico, estructura
electrónica y técnicas instrumentales como espectroscopía, la
difracción de neutrones y rayos X, etc.
Propiedades: estados de agregación (puntos de fusión y
ebullición, compresibilidad, dureza, etc... ), disoluciones
(propiedades coligativas, miscibilidad, solubilidad), reactividad
Transformaciones: reacciones químicas, cambios de fase
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División y aplicaciones
La química es una ciencia experimental, el inicio de todo
trabajo en química es la observación o la toma de datos
experimentales
Utilidad
Química Orgánica
QUIMICA
Observación natural o
experimental
Química Analítica
Química Ambiental
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HIPÓTESIS: propuesta de explicación razonada de la LEY NATURAL
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Ejemplos de hipótesis, teorías y modelos en Química:
• La teoría atómica de Dalton
• La teoría cinética de los gases de Maxwell
• El modelo de Bohr del átomo de hidrógeno
Revisión de la hipótesis si
así lo sugieren los
experimentos
Experimentos diseñados para comprobar la hipótesis
TEORÍA o MODELO
Experimentos para probar las
predicciones de la teoría
Se confirma, modifica o
rechaza la teoría
Propuesta de TEORÍA o MODELO que amplia la hipótesis y
proporciona predicciones
Fundamentos de Química.Tema 1
Fundamentos de Química.Tema 1
El método científico: hipótesis, teorías y modelos (II)
El método científico: hipótesis, teorías y modelos
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LEY NATURAL
• Las leyes de los gases (Boyle, Gay-Lussac, Charles)
• La ley de las propiedades definidas de Proust
• La ley de Balmer del espectro del hidrógeno
Bioquímica
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Patrón de
comportamiento
Ejemplos de observaciones y leyes naturales en Química:
Química Industrial o ingeniería química
aplicaciones
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1.2 El método científico y la química
Química Física
Química Inorgánica
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1.3 Clasificación de la materia.
• Una sustancia puede descomponerse químicamente en
sus elementos constituyentes
• Una mezcla puede separarse físicamente en sus
componentes. Ejemplo: destilación, filtrado, etc...)
Sustancia = forma de materia con una composición constante, incluso
a escala microscópica
Mezcla = combinaciones de dos o más sustancias en las que éstas
conservan sus propiedades características
Elementos
Un ejemplo de sustancia: el agua (H2O)
Composición constante: 2 gramos de hidrógeno por 16 de oxígeno
Su descomposición es una reacción química
Sustancias
Materia
Compuestos
H2O H2 + ½ O2
átomos
Un ejemplo de mezcla: el aire (O2, N2, CO2 y otros
componentes en proporciones variables )
Mezclas de
Sustancias
Los componentes del aire se pueden separar, por ejemplo, con
un tamiz molecular
Diferencia entre mezcla y compuesto = el compuesto tiene una
composición constante. La mezcla tiene una composición variable
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Fundamentos de Química.Tema 1
1.4 Dalton
Ley de Lavoisier de la conservación de la masa
y
Ley de Proust de las proporciones definidas
John Dalton: Teoría Atómica (1803-1808)
“El átomo es la unidad básica de un elemento que interviene en una
combinación química”
Antoine Lavoisier (1789):
“Tratado elemental de Química”
1.
Joseph Proust (1797):
“... Así concluiré por deducir de estos experimentos el principio que he
establecido al principio de esta memoria, esto es, que el hierro al igual que
muchos otros metales está sujeto a la ley de la naturaleza que gobierna en
toda combinación auténtica, esto es, aquella que la une en dos proporciones
constantes con el oxígeno. A este respecto, esto no le diferencia del estaño,
mercurio, plomo y, en una de palabra, de cualquier combustible conocido”
2.
3.
Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e
indestructibles denominados átomos. Los átomos no pueden crearse ni
destruirse durante una transformación química.
Todos lo átomos de un elemento son semejantes entre sí pero distintos
a los del resto de los elementos.
En los compuestos, los diferentes elementos se combinan en una
proporción numérica sencilla. Dicha combinación da lugar a la fórmula
molecular de ese compuesto que representa la composición de la
“molécula”: AxBy
Ley de conservación de la masa
Ley de las proporciones definidas
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1.5 Avogadro
⇒ Existen dos formas de medir la masa en Química:
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Unidades absolutas: Kg en el Sistema Internacional, g en el
sistema CGS
2. Unidades molares: número de moles de sustancia
Concepto teórico de mol: “Cantidad de sustancia equivalente a
un número de Avogadro de átomos o moléculas de esa
sustancia”
1.
Número de Avogadro, NA =
Masa de un átomo de Carbono 12
El uso del mol como unidad de masa en Química surge
directamente de la Teoría Atómica, la Ley de las
proporciones definidas y la necesidad de poder estimar a
partir de la masa absoluta de una muestra de sustancia la
cantidad de átomos o moléculas que hay en dicha muestra
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Ley de las proporciones múltiples
Concepto de mol
Masa: magnitud física fundamental asociada a la cantidad de materia
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12 g
1.9926 x 10-23 g
= 6.022 x 1023
¿por qué?
Definición práctica de mol: “Un mol de sustancia equivale a la
masa de los átomos o moléculas que lo constituyen traducidos a
gramos”
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1.7 Ecuaciones químicas y estequiometría
Masa atómica y molecular
Masa absoluta = Masa atómica/molecular x número de moles
Versión microscópica:
Masa absoluta = Masa de un átomo/molécula x número de átomos o
moléculas
Estequiometría: se refiere a las relaciones fijas (Teoría Atómica)
que existen entre las cantidades molares de los elementos en un
compuesto y de los compuestos entre sí en una reacción química
Estequiometría en un compuesto
Fórmula molecular indica el número de átomos en una molécula
de un compuesto. Siempre involucra números enteros
Fórmula empírica indica el número relativo de átomos o de
Masa atómica de un elemento = masa de un mol de átomos de dicho
elemento = masa de un átomo x NA
Masa molecular de un compuesto = masa de un mol de “moléculas”
de dicho compuesto = masa de una “molécula” x NA
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moles de átomos en un compuesto. Puede incluir números
fraccionarios.
Fórmula estructural muestra el orden en el que se unen los
átomos en la molécula y el tipo de enlace
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Ecuaciones químicas
Ejemplo 1.1.: Butano
Fórmula empírica: C2H5
Fórmula molecular: C4H10
Fórmula estructural: CH3-CH2-CH2-CH3
Una ecuación química representa de una forma sencilla la
estequiometría de una reacción:
aA+bBcC+dD
Ejemplo 1.2.: La vitamina C, cuya masa molar es 176.14 g mol-1, está
compuesta por C, H y O exclusivamente. Una muestra de 50 g de
vitamina C contiene 20.45 g de C y 2.29 g de H. Calcular: a) su
fórmula empírica y b) su fórmula molecular.
...significa que a moles de A reaccionan con b moles de “B” para
dar c moles de “C” y d moles de “D”
La estequiometría de una reacción química es un reflejo de las
relaciones y transformaciones moleculares que sufren los
átomos involucrados en esa reacción
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Ecuaciones químicas (II)
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AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
Se dice que los reactivos de una reacción química están en
proporciones estequiométricas si sus cantidades iniciales
corresponden a las relaciones molares contenidas en la
correspondiente ecuación química
Se dice que un reactivo está en exceso si su cantidad
inicial excede la correspondiente a su proporción
estequiométrica.
Se dice que un reactivo es limitante si se encuentra en
cantidad inferior a su proporción estequiométrica
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Ejemplo 1.3.: El nitrato de plata y el cloruro sódico reaccionan en
disolución acuosa conforme a la siguiente ecuación química
aA+bBcC+dD
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AgNO3(aq)
NaCl(aq)
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AgCl(s)
Se disuelven 10 gramos de
nitrato de plata en 100 ml de
disolución 0.1 molar de cloruro
sódico. ¿Están los reactivos en
proporción estequiométrica? Si
no es así ¿cuál de ellos es el
limitante? ¿Cuánto cloruro de
plata precipitará?
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